Tema 2. Estequiometría

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1 Tema 2. Estequiometría Masas Atómicas Escala del carbono 12 Masas atómicas relativas Concepto de mol Relaciones de masa de las fórmulas químicas Composición centesimal Fórmula empírica. Fórmula molecular Disoluciones. Unidades de concentración Molaridad Molalidad Fracción molar Porcentaje en masa (ppm) Relaciones de masa en las reacciones Ajuste de reacciones Relaciones de masa en las ecuaciones

2 Masas atómicas Unidad de masa atómica (uma) es la doceava parte de la masa de un átomo de 12 C Peso atómico masa de un átomo epresado en uma 1 uma = g 1 H pesa 12 veces menos que 12 C = 1 uma 16 O = 16 umas

3 Masas atómicas CaCO 3 CaO + CO 2 CH 3 CH 2 OH + O 2 CO 2 + H 2 O

4 Concepto de mol Número de Avogadro (N A ) es el número de átomos que hay en 12 g de C-12 y su valor es de N A = Mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene tantas unidades elementales como átomos de 12 C hay en 12 g de 12 C. Es decir, es la cantidad de sustancia que contiene el N A de átomos, moléculas, iones...

5 Concepto de mol Molécula Número de Avogadro de moléculas

6 Concepto de mol Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el Número de Avogadro de esa sustancia La masa (o peso) atómico del O es de 16 umas lo que significa que 1 átomo de O tiene una masas de 16 umas y como ya se ha indicado 1 uma = g por tanto: 16 umas g = g que pesa 1 átomo de O uma Cuántos gramos pesa 1 mol de átomos de O?: g/ átomo gde O átomo de O átomos mol = 16 g/mol 1 uma = 1 g/mol

7 Concepto de mol Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el Número de Avogadro de esa sustancia: Un mol de He át de He Un mol de H moléculas de H átomos de H; átomos de S y átomos de O La masa (o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en umas) de los átomos de la fórmula de dicha sustancia: M(H 2 ) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 2(1.0 uma) + (32.0 uma) + 4(16.0uma) = 98.0 uma Luego la masa de un mol de H 2 es 98 gramos (98 g/mol) = 1 mol de moléculas de H 2 pesa 98 g y contiene 2(1.0 uma) = 2 umas de H= 2 g de átomos de H; 32 g de átomos de S y 4 (16.0g/mol) = 64 g de átomos de O H 1 uma = 1g/mol O 16 umas = 16 g/mol S 32 umas = 32 g/mol

8 Conversiones mol-gramo Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia: n = m M Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico (H 2 )? Ya sabemos que el peso molecular es de 98 grs/mol, por lo que 24,5 grs de H 2 1 mol de H 2 98 grs de H 2 = 0.25 mol de H 2

9 Composición centesimal Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. % elemento = masa del elemento masa total del compuesto 100 Ejemplo: H 2 Masa molecular = 98 grs H : 2 mol 1. grs/mol = 2 grs O = 4 mol 16 grs/mol = 64 grs S = 1 mol 32 grs/mol = 32 grs 2 % H = 98 % O = % S = = 2.04 % de H 100 = 65.3 % de O 100 = % de S

10 Fórmula empírica A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen. Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O. a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles 6.64 grs de K 1 mol de K 39.1 grs de K = mol de K / mol K = 1 mol K /mol K 8.84 grs de Cr 1 mol de Cr 52.0 grs de Cr = mol de Cr/ mol K = 1 mol Cr /mol K 9.52 grs de O 1 mol de O 16.0 grs de O = mol de O / mol K = 3.5 mol O /mol K 1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K 2 Cr 2 O 7

11 Fórmula molecular La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C 6 H 6. CH fórmula empírica H H C C H C C H C C H H C 6 H 6 fórmula molecular Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica. Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH 2 O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular. Fórmula molecular = (CH 2 O)n Masa CH 2 O = = 30, n = 180 grs/mol glucosa 30 grs de CH 2 O = 6 (CH 2 O) 6 C 6 H 12 O 6

12 Disoluciones Unidades de concentración: Molaridad Fracción molar Porcentaje en masa (ppm) Molalidad

13 Unidades de concentración Una disolución es una mezcla homogénea de un soluto (sustancia disuelta que está en menor proporción) distribuido en un disolvente (sustancia que produce la disolución, está en mayor proporción y determina el estado de agregación en el que se encuentra la disolución). Disolución Componentes Disoluciones gaseosas Aire Gas Natural N 2, O 2, H 2 y otros CH 4, C 2 H 6 Disoluciones Líquidas Agua de mar Vinagre Gaseosa H 2 O, NaCl, y muchos otros H 2 O y ácido acético H 2 O, CO 2, sacarosa, y otros Disoluciones Sólidas Latón amarillo Amalgama para dientes Cu-Zn Ag-Sn-Hg

14 Unidades de concentración Relación entre la cantidad de soluto y la de disolvente concentración Disolvente (sustancia líquida que se encuentra en mayor cantidad): agua, etanol, Disolución = soluto + disolvente Soluto (sustancia líquida, sólida o gaseosa): NaCl, HCl,

15 Unidades de concentración Soluto Disolución Disolvente = soluto + disolvente Volumen de disolvente = Volumen de disolución masa de disolvente masa de disolución Masa de soluto + masa disolvente Molaridad Molalidad Fracción molar: M= moles de soluto litros de disolución m = moles de soluto Kg de disolvente X A = moles de soluto A moles disolución

16 Unidades de concentración % en masa o composición centesimal % masa = masa de soluto 100 masa total de disolución ppm = masa de soluto masa total de disolución 106 = % masa 10 4 Para disoluciones muy diluidas se utilizan: ppm: ppb: ppt: partes por millón partes por billón partes por trillón

17 Unidades de concentración Relación entre la cantidad de soluto y la de disolvente concentración Disolvente (sustancia líquida que se encuentra en mayor cantidad): agua, etanol, Disolución = soluto + disolvente Soluto (sustancia líquida, sólida o gaseosa): NaCl, HCl,

18 Unidades de concentración HNO 3 concentrado = HNO 3 + impurezas + agua HNO 3 HNO 3 HNO 3 HNO HNO 3 3 HNO HNO HNO 3 HNO HNO 3 3 HNO HNO 3 HNO 3 HNO HNO HNO HNO HNO HNO HNO HNO HNO 3 3 HNO HNO 3 HNO HNO HNO 3 HNO 3 Disolución Es el % de la disolución HNO 3 H 2 O HNO 3 HNO 3 HNO 3 HNO 3

19 Escritura de ecuaciones químicas Una ecuación química debe contener: Todos los reactivos Todos los productos El estado físico de las sustancias Las condiciones de la reacción CaCO 3 CaO + CO 2 (s) (s) (g)

20 Ajuste de ecuaciones químicas Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos. CH 3 CH 2 OH + O 2 CO 2 + H 2 O 3 2 3

21 Relaciones de masa de las ecuaciones 4 Fe + 3 O 2 fi 2 Fe 2 O 3 - Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así, 4 moles de Fe reaccionan con 3 moles de O 2 para dar 2 moles de Fe 2 O 3. - Dichos coeficientes en una ecuación ajustada pueden emplearse como factores de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo consumida. - Ejemplo: Cuantos moles de Fe 2 O 3 se producirán a a partir de 4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe? 1 mol de Fe?

22 Relaciones de masa de las ecuaciones 2 Al(OH) H 2 fi 6 H 2 O + Al 2 ( ) 3 1. Cuántos moles de H 2 se necesitan para producir 8.0 moles de Al 2 ( ) 3? 8 mol Al 2 ( ) 3 3 mol de H 2 1 mol Al 2 ( ) 3 = 24 mol de H 2 2. Cuántos moles de H 2 O se obtendrán a partir de 156 g de Al(OH) 3? 156 g Al(OH) 3 1 mol Al(OH) 3 6 mol de H 2 O = 6 mol de H 2 O 78 g Al(OH) 3 2 mol Al(OH) 3

23 Relaciones de masa de las ecuaciones 3. Cuántos grs de Al(OH) 3 reaccionarán con 59 g de H 2? 2 Al(OH) H 2 fi 6 H 2 O + Al 2 ( ) 3 59 g H 2 1 mol H 2 2 mol Al(OH) 3 78 g Al(OH) 3 98 g H 2 3 mol H 2 1 mol Al(OH) 3 = 31 g Al(OH) 3

24 Reactivo limitante Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción eacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo en eceso. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

25 Rendimiento Teórico La cantidad máima que puede obtenerse de un determinado producto en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Es una cantidad que se calcula a partir de los coeficientes estequiométricos de una ecuación química y de las cantidades de reactivos empleadas. Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs de hidróido de aluminio? 2 Al(OH) H 2 fi 6 H 2 O + Al 2 ( ) 3 39 g Al(OH) 3 1 mol Al(OH) 3 1 mol Al 2 ( ) g Al 2 ( ) 3 78 g Al(OH) 3 2 mol Al(OH) 3 1 mol Al 2 ( ) 3 Rendimiento Teórico = 85.5 g Al 2 ( ) 3

26 Rendimiento Teórico y Reactivo Limitante Qué sucede si eiste un reactivo limitante? 2Sb (g) + 3I 2(s) 2SbI 3(s) Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I 2, cuál será el rendimiento teórico? 1) Se calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada reactivo: 1.2 mol de Sb 2 mol de SbI 3 2 mol de Sb = 1.2 mol de SbI 3 REACTIVO LIMITANTE 2 mol de SbI mol de I 2 = 1.6 mol de SbI 3 3 mol de I 2 2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante: 1.2 mol de Sb 2 mol de SbI 3 2 mol de Sb 1005 gr SbI 3 = 1206 g SbI 3 1 mol de SbI 3

27 Rendimiento eperimental. Rendimiento porcentual El Rendimiento Teórico es una cantidad máima, que en muchas ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se completan. Por ello, la cantidad de producto obtenida eperimentalmente (esto es, medida tras realizar el eperimento en el laboratorio) suele ser menor que la calculada teóricamente. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el cociente entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento eperimental) y el rendimiento teórico. Rendimiento porcentual = Rendimiento eperimental Rendimiento Teórico 100

28 Problema Cuando la metil amina CH 3 NH 2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción: CH 3 NH 2(ac) + H + (ac) CH 3 NH 3 + (ac) Cuando 3 grs de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H +, se producen 2.6 g de CH 3 NH 3+. Calcular los rendimientos teóricos y porcentual. a) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el rend. teórico: 3 g CH 3 NH 2 1 mol CH 3 NH 2 1 mol CH 3 NH g CH 3 NH + 3 = 3.1 g CH 3 NH 3 31 g CH 3 NH 2 1 mol CH 3 NH 2 1 mol CH 3 NH mol H + 1 mol CH 3 NH g CH 3 NH + 3 = 3.2 g CH 3 NH 3 1 mol H + 1 mol CH 3 NH Rendimiento Teórico b) Se calcula el rendimiento porcentual: Rend. Porcentual = Rend. eperimental Rend. Teórico 100 = = 83.9 %

29 Concepto de mol Número de Avogadro (N A ) es el número de átomos que hay en 12 g de C-12 y su valor es de g N A átomos de 12 C g 1 átomo de 12 C N A = Mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene tantas unidades elementales como átomos de 12 C hay en 12 g de 12 C. Es decir, es la cantidad de sustancia que contiene el N A de átomos, moléculas, iones...

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